Cambios de estado de la materia

Sabemos que la materia se puede presentar en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. Los cambios de estado, es cuando una materia pasa de un estado a otro.
Partiendo de una materia a temperatura ambiente, vamos a observar como se van dando los distintos cambios de estado y sus características:

• Fusión: es el paso de estado sólido a líquido; aumenta la temperatura en forma gradual y lenta. Ejemplo: de hielo a agua líquida.
• Solidificación: es el paso de estado líquido a sólido, es el cambio inverso a la fusión. Ejemplo: de agua líquida a hielo.
• Vaporización: es el paso de estado líquido a gaseoso. Se puede dar de dos formas: evaporación: es cuando el cambio se produce de forma lenta, o sea que la temperatura va aumentando gradualmente, y se puede producir en cualquier rango de temperatura; ejemplo: charco de agua, se va evaporando en forma lenta; ebullición: es cuando este cambio de estado se da en forma rápida y a una temperatura determinada (P.E.) y específica para cada material; ejemplo: cuando ponemos agua a hervir.
• Condensación: es el paso de estado gaseoso a líquido, en forma natural. Ejemplo: cuando vapor de agua entra en contacto con superficies frías.
• Licuación: es el paso de estado gaseoso a líquido; es un cambio que se produce a través de procesos artificiales, no se da naturalmente. Ejemplo: gas de encendedores.
• Volatilización o sublimación: es el paso de estado sólido a gaseoso sin pasar por el estado líquido. Hay ciertos materiales como las bolitas de naftalina, que pasan sirectamente a estado gaseoso.

• Sublimación inversa: es el paso de estado gaseoso a sólido, o sea inverso al anterior.

Estados de agregación de la materia

Los estados de agregación en que se puede encontrar a la materia son tres:

• sólido
• líquido
• gaseoso

Cada uno de estos, tienen características específicas.
Sólido
Es fácil darse cuenta que un material es sólido:

• no se deforman a menos que se les haga algo,
• no se pueden comprimir,
• no se puede reducir su volumen apreciablemente, sin modificar la cantidad de materia,
• en la estructura molecular, se puede apreciar que las moléculas están unas al lado de las otras, unidas por grandes fuerzas de atracción entre ellas; el único movimiento que estan realizan es el de vibración.

Líquido
Características:

• los líquidos fluyen;
• su forma depende del recipiente que los contiene;
• son muy poco compresibles;
• sus partículas tienen movimiento de traslación y vibración;
• sus partículas están separadas y desordenadas;
• las fuerzas de atracción entre ellas son menores que en el estado sólido, lo que explica la capacidad que tienen de mezclarse con las partículas de otro material;
• Viscocidad: es la resistencia que tiene un líquido más espeso, fluye más lento que otro, esto es porque sus partículas se deslizan con mayor dificultad.

Dentro de este estado tenemos las mezclas, que están compuestas por partículas líquidas y sólidas. Se lo puede clasificar como un estado intermedio entre sólido y líquido. Su comportamiento va a depender de la proporción de materiales que la componen. Ejemplo: mayonesa, yogur, crema.

Gaseoso

Sus características son muy diferentes a los estados anteriormente descriptos.

Características:

• tienen la propiedad de esparcirse con facilidad; se difunden en el espacio que los contiene;
• no tienen volumen propio;
• no tienen forma propia;
• al mezclarse entre sí forman soluciones, mezclas homogéneas, se dice que se pueden mezclar en todas las proporciones. Ejemplo: oxígeno, nitrógeno, dióxido de carbono;
• son compresibles, debido al espacio improtante que hay entre sus moléculas.

Teniendo en cuenta estas características, podemos describir a un gas observando cuatro variables:

• cantidad de gas;
• temperatura a la que se encuentra;
• presión a la que se encuentra;
• volumen que ocupa.

   

Estados y Propiedados de la materia

Las propiedades de la materia
Los distintos objetos que nos rodean están compuestos por distintos tipos de materiales, los cuales tienen ciertas características que los diferencian unos de otros. A estas características se las llaman propiedades.
Hay distintos tipos de propiedades:

1. Propiedades organolépticas: estas son las que se pueden percibir a través de los sentidos: color, brillo, olor, sabor y textura.

2. Propiedades específicas: son las que se tienen en cuenta al momento de fabricar objetos con ciertos materiales, y son las que permiten diferenciar un material de otro. Algunas de las más importantes son: dureza, fragilidad, transparencia, plasticidad, maleabilidad y ductilidad, conductividad eléctrica, conductividad térmica, elasticidad.
3. Propiedades físicas: son características de cada material. Las propiedades más importantes son: temperatura de cambios de estado y densidad. Estas tienen el mismo valor independientemente de la cantidad de material que se utilice, por eso se las llama también "constantes físicas". Si hablamos de mezclas, estas propiedades van a depender de su composición.

        Ejemplo: sabemos que el agua hierve a 100ºC, en cambios el agua salada va a hervir a diferentes temperaturas por encima de los 100ºC, dependiendo de la cantidad de sal disuelta.
Vamos a ver estas últimas en profundidad.

Densidad
"Es la forma de indicar cuánta masa tiene un material por cada unidad de volumen; es la relación entre la masa de una porción de material y el volumen que ocupa".
Cada material tiene una densidad que lo caracteriza, cuando es medida en ciertas condiciones.
Ejemplo: la densidad del agua es 1 g/cm3 a 4ºC, lo que significa que a esta temperatura, 1g de agua ocupa 1cm3.
Para poder determinar la densidad de un material debemos medir su masa y su volumen.

 Temperaturas de cambio de estado
Cuando hablamos de temperaturas de cambio de estado, son las que influyen en los cambios de estado de los materiales, ya sea de sólido a líquido, de líquido a gaseoso.
Dependiendo de la temperatura que interactúe, es el cambio de estado que se produce.
Punto de fusión:
si tenemos un material que es sólido a temperatura ambiente, si lo calentamos puede pasar a estado líquido; este cambio se produce a una temperatura determinada, y en forma lenta; a esta temperatura se la llama punto de fusión (P.F.).
Punto de ebullición:
si a este mismo material lo seguimos calentando, vuelve a cambiar de estado, de líquido a gaseoso, también a una temperatura determinada, punto de ebullición (P.E.).
Las sustancias presentan estas temperaturas características bajo ciertas condiciones. Ya están establecidas y tabuladas

Uniones químicas

Los científicos, después de distintos estudios, llegaron a la conclusión de que los átomos se unen para alcanzar un estado de mayor estabilidad, que si estuviesen separados.

Se sabe, por la regla del octeto, que ese estado de estabilidad se da teniendo en su último nivel completo, independientemente de cual sea este.
Si los átomos están unidos en forma estable, las sustancias que forman también serán estables, y por lo tanto no tienen la tendencia de reaccionar químicamente de manera espontánea, es decir sus átomos no tienden a separarse para formar otras sustancias diferentes, a menos que se provoque esa separación.


Unión química: es una fuerza qué actúa entre 2 átomos o grupo de átomos, con intensidad suficiente como para mantenerlos juntos.
Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico.
 Unión iónica
Este tipo de enlace ocurre entre átomos de elementos cuya diferencia de electronegatividad es notable, y además hay una transferencia completa de electrones desde un átomo a otro con formación de cationes y aniones; se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Experimentalmente se ha determinado que con una diferencia de electronegatividades igual o mayor a 2, las uniones que se dan son predominantemente iónicas.
Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina.


Ejemplo:
En el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro.

Procesos de oxidación y reducción
En la formación de iones, hay una transferencia de un átomo a otro de electrones, en forma simultánea, tanto el que cede como el que capta es para llegar a estabilizarse. A estos procesos se los denomina oxidación y reducción.
• Oxidación: es cuando un átomo pierde electrones, y se convierte en un ión positivo o catión. Se dice que se oxida.
• Reducción: es cuando un átomo capta electrones, y se convierte en un ión negativo o anión. Se dice que se reduce.

Propiedades de las sustancias iónicas
Debido al modelo de esta unión, podemos explicar muy bien las propiedades de estas sustancias: conductividad eléctrica, estado de agregación, y la solubilidad.
• Conductividad eléctrica: estas sustancias son buenas conductoras de corriente eléctrica, si están fundidas o disueltas en agua, ya que de esta forma los iones tendrán posibilidad de desplazarse. Ahora estas mismas sustancias en estado sólido, no conducen la electricidad, ya que los iones ocupan posiciones fijas, y por lo tanto no se pueden desplazarse.
• Estado de agregación: este depende de la temperatura a la que se encuentran. A temperatura ambiente, son sólidas y las fuerzas de atracción entre ellas es muy fuerte (carga eléctrica opuesta entre las partículas). Ahora para cambiar de estado (de sólido a líquido), es necesario entregar mucha energía para poder vencer estas fuerzas y lograr la fusión, y si queremos lograr la vaporización, debemos entregar mucha más energía. En el caso de estas sustancias, sus puntos de fusión están por encima de los 800ºC, y los puntos de ebullición superan los 1.500ºC.
• Solubilidad: debido a las distintas observaciones que se fueron haciendo, se noto, por ejemplo, que el aceite no se disuelve en agua pero el alcohol sí, y que el aceite sí se disuelve en el querosén, pero el alcohol no. Por estas conclusiones, se clasifican a los líquidos en dos grandes grupos: los que se disuelven en agua y los que se disuelven en solventes orgánicos.
Para que las sustancias formen una solución, debe haber atracción entre sus partículas, de forma tal que se entremezclen íntimamente; los químicos lo nombran como afinidad química.

Unión covalente

Hay sustancias que no son buenas conductoras de corriente eléctrica en ninguna circunstancia, pero que se unen entre sí. A este tipo de unión se la llama covalente. Este tipo de unión se da entre sustancias simples, en donde los átomos tienen la misma energía de ionización y la misma energía de unión electrónica, lo que implica que no hay ninguna razón para esperar una transferencia de electrones de un átomo a otro. En este tipo de unión se puede comprobar experimentalmente que los electrones están distribuidos simétricamente entre los dos núcleos.
Hay dos tipos de uniones o enlaces covalentes:
• Enlace covalente común
• Enlace covalente dativo

Enlace covalente común
Es el tipo de unión entre 2 átomos en la cual el par de electrones que se comparte está compuesto por un electrón de cada uno de los átomos. Esta unión se puede dar entre átomos de un mismo elemento (unión homonuclear) o entre átomos de elementos diferentes (unión heteronuclear). Por otra parte, dos átomos pueden compartir uno o más pares de electrones, dando lugar a uniones covalentes simples, dobles o triples.
Ejemplos:

 

Enlace covalente dativo
Es la unión que se da entre dos átomos de dos elementos, donde solamente uno es el que aporta el par de electrones.
Vamos a explicar este tipo de unión a través de un ejemplo:
Hay dos sustancias formadas por los elementos oxígeno y azufre: una formada por 2 átomos de oxígeno y una de azufre y otra, con tres átomos de oxígeno y uno de azufre. Si analizamos las C.E. de estos elementos se podría suponer, en principio, que se unen en una relación de 1 a 1, compartiendo dos pares de electrones. Pero de acuerdo a las moléculas que se conocen, formadas de diferente cantidad de átomos de oxígeno pero igual cantidad de azufre, se pudo deducir que, cuando un átomo completa su octeto, puede formar más uniones con otros átomos sin que éstos aporten ningún electrón. O sea, que el átomo que ya tiene su octeto completo y se lo denomina átomo central, porque a él se unen los otros, es el que aporta los dos electrones que forman cada unión.

Polaridad del enlace covalente
Cuando los átomos que se unen son diferentes, los electrones que se comparten se acercan hacia el átomo más electronegativo. Por esto se establece una zona con mayor densidad de carga negativa por la mayor concentración de electrones y otra zona con mayor densidad de carga positiva, por la carencia de electrones. A este tipo de enlace se lo denomina enlace covalente polar, ya que se establece un dipolo, o sea dos polos. Como las propiedades de las sustancias (estado de agregación o solubilidad) están relacionadas con la forma en que se unen los átomos, por ende, con la fuerza con la que estos atraen los electrones compartidos.

Uniones puente de hidrógeno

Este tipo de unión se da entre moléculas que son polares y que además contienen átomos de hidrógeno. Se produce entre el átomo de hidrógeno de una molécula con un átomo muy electronegativo de una molécula vecina. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre el hidrógeno y el átomo, más fuerte será la unión.

 

Electronegatividad

Si aceptamos que las uniones químicas se producen por transferencia de electrones, entonces podemos preguntarnos si existe alguna propiedad que nos permita predecir cunado se produce una unión química.
Esta información nos la da una propiedad periódica, que es la electronegatividad.
Definición:

Es la capacidad relativa que tiene un átomo para atraer los electrones du una unión química.

Esta propiedad, está relacionada a los átomos participantes de una unión, y por ello no tiene un valor absoluto sino relativo.

Para cada período, el valor de la electronegatividad aumenta a medida que umenta Z; y para cada grupo, el valor disminuye a medida que aumenta Z.

Los valores numéricos de electronegatividad no son importantes en sí mismos, lo que es importante para caracterizar una unión es la diferencia de electronegatividades.

Teniendo en cuenta su definición, podemos entender la existencia de diferentes tipos de uniones químicas, de acuerdo a la fuerza con que los átomos atraen a los electrones de enlace (electrones ubicados en el último nivel de la C.E. de cada átomo). 

Se pueden plantear 3 posibilidades:

1. que los valores de electronegatividad de los átomos que intervienen sean muy diferentes;
2. que ambos átomos tengan electronegatividad baja y similar;
3. que ambos átomos tengan electronegatividad alta y similar.

Niveles de energía

De acuerdo al modelo atómico de Bohr, los electrones de cada átomo se encuentran ubicados en niveles de energía u orbitales.

A cada uno de los niveles se le asigno un número entero que lo identifica de acuerdo a su proximidad al núcleo, siendo el de menor número el que tiene menor energía y incrementándose está a medida que se alejan del núcleo: n=1; n=2; n=3; n=4; n=5; n=6 y n=7; donde n representa el nivel energético. En cada nivel se ubica una cierta cantidad de electrones, siendo:
1 o K 2 e-
2 o L 8 e-
3 o M 18 e-
4 o N 32 e-
5 o O 50 e-
6 o P 32 e-
7 o Q 18 e-
Ejemplo:

H: C.E. 1 = o sea que en el nivel 1 o K de energía tiene 1 e-.
F: C.E. 2;7 = o sea que en el nivel 1 tiene 2- y en el nivel 2 o L, tiene 7 e-.

A su vez cada nivel de energía, está compuesto por súbniveles, los cuales son identificados con letras minúsculas: s; p; d; f; g. A cada uno de estos subniveles le corresponde una cantidad máxima de electrones, que se ubican de a pares:
s 2 e-
p 6 e-
d 10 e-
f 14 e-
g 16 e-

Ejemplo:

Para el H, sería: 1 s1

Para el F, sería: 1 s2, 2 s2, 2 p5.

Ahora, como vemos en el próximo gráfico, los subniveles no se llenan siempre en forma correlativa, sino que depende de la energía de ese subnivel:

Podemos observar que el subnivel 4s, tiene una energía menor que el 3d, por eso se llena antes que este último. El orden general para el llenado de los orbitales es:
1s; 2s; 2p; 3s; 3p; 4s; 3d; 4p; 5s; 4d; 5p; 6s; 4f; 5d; 6p; 7s; 5f; 6d; y 7p.

Tenemos que tener en cuenta que el nivel 1, sólo tiene un subnivel, a partir del nivel 2, se observan más de un subnivel.
Para que sea más facil de visualizar el llenado de los niveles de energía vamos a representarlos de la siguiente forma:

Como se unen los átomos

La mayoría de las sustancias, sean extraídas de la naturaleza o fabricadas en laboratorios, están constituidas por más de una clase de átomo, es decir, por más de un elemento químico. Esto implica que existe una gran diversidad de agregados de átomos unidos entre sí –de diferentes formas y en distintas proporciones- mediante fuerzas que se denominan uniones químicas interatómicas. Cuando dos o más átomos iguales o diferentes se unen entre sí formando una agrupación estable dan lugar a una molécula, de esta forma alcanzan un estado de mayor estabilidad que si estuviesen separados. Si los átomos están unidos en forma estable, la sustancia que forman también es estable, y por lo tanto no tienen tendencia a reaccionar químicamente de manera espontánea; esto significa que sus átomos no tienden a separarse para formar otros agregados diferentes, a menos que se provoque dicha separación.

Cada molécula de una sustancia compuesta constituye la porción más pequeña de materia que conserva las propiedades químicas de dicha sustancia. O en otros términos, las sustancias compuestas puras pueden ser consideradas como conjuntos de moléculas iguales.
Así, los gases hidrógeno (H2) y oxígeno (O2) están constituidos por moléculas diatómicas en las cuales los dos átomos componentes son esencialmente iguales; el agua está formada por moléculas que se producen por la unión de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H2O); en el gas metano (CH4) cuatro átomos de hidrógeno se enlazan con uno de carbono para formar la correspondiente molécula.

¿COMO SE FORMAN LAS MOLECULAS?
Las primeras teorías que intentaban explicar cómo se unen los átomos, se basaron en las observaciones basadas en el comportamiento de los inértidos, y en sus respectivas sustancias simples.
Estos elementos tienen dos particularidades: una de ellas es que son los únicos a los que no se encuentra en la naturaleza unidos a átomos de otros elementos; la otra es que las sustancias simples que forman (llamadas gases nobles o inertes, por no tener reactividad química) son gaseosas y están constituidos por átomos aislados. Estos no tienen tendencia a formar uniones químicas, ni entre sí ni con átomos de otros elementos. Se llegó a la conclusión que son átomos que ya están estabilizados.


LA REGLA DEL OCTETO
El conocer cómo están formados los átomos facilitó la comprensión de cómo y por qué se unen. Cuando se trabajaba para encontrar una explicación satisfactoria (principios del siglo XX), estaba vigente el modelo atómico de Bohr, por lo tanto ya se aceptaba que existía un número máximo de electrones por cada órbita (nivel de energía en el modelo actual).
Entonces se pudo determinar que los inértios son los únicos elementos cuyos átomos tienen 8 electrones en el último nivel, excepto el helio que tiene 2. Como los demás elementos tienen menos de 8 electrones en su último nivel y se los encuentra unidos formando diversas sustancias, los científicos supusieron que la causa de la estabilidad de los inértidos era su configuración electrónica. Enunciaron lo que se conoce como regla del octeto, que dice:
Los átomos se unen entre sí para adquirir la configuración electrónica (C. E.) del inértido más cercano en la tabla periódica, alcanzando así su máxima estabilidad, lo que se logra al tener 8 electrones en su nivel más externo.


Ejemplo: tanto para el oxígeno (Z=8) como para el sodio (Z=11), el inértido más cercano es el neón (Z=10). Para adquirir su C. E., el oxígeno deberá, por medio de algún mecanismo, adquirir dos electrones, mientras que el sodio deberá perder uno.


Los átomos que tienen pocos electrones, como el hidrógeno (Z=1), o el litio (Z=3), se estabilizan adquiriendo la C. E. del helio (Z=2), lo que implica tener sólo dos electrones.

Isótopos

El investigador inglés Thomson en el año 1912 se encontraba investigando los rayos positivos o canales del gas neón. Al enfocar sobre el colector los rayos de iones Ne+ y al aumentar la intensidad del campo magnético, el colector recogió dos marcas una que correspondía a una masa de 20 y otra mucho más débil que correspondía a la masa de 22. Se pensó, que esta marca de 22 se debía tal vez, a una impureza del neón usado en la experiencia.

Años después Thomson y su discípulo F.W. Aston, admitieron que posiblemente existían átomos de masa diferente para el neón. Entonces Aston hizo circular el gas neón a través de un tubo de arcilla porosa, y en esa forma las moléculas más pesadas de neón se concentrarían en el gas remanente en el tubo de arcilla.

Al someter a esta mezcla gaseosa al espectrógrafo de masas obtuvo una señal muy marcada para el neón de masa: 20Ne, y otra más débil pero bien detectable para el 22Ne; confirmaron que en una masa de determinados elementos, hay una mezcla de dos o más clases de átomos con igual número atómico Z, pero con diferente número másico A.

Así, se descubrieron los isótopos. La palabra isótopo proviene del griego iso: mismo y topos: lugar, o sea “Elemento que ocupa el mismo lugar en la Tabla Periódica por tener igual número atómico”.

Definición: Los isótopos son átomos que pertenecen al mismo elemento, pero que tienen distinta masa. La diferencia de masa se debe a la diferente cantidad de neutrones en sus núcleos. Por lo tanto, isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico, pero tienen distinto número de masa. Generalmente, los isótopos no tienen nombres especiales, sino que se denotan dando el elemento y su número de masa correspondiente, por ejemplo: 12C y 14C. Solamente en el caso del hidrógeno, los isótopos tienen nombres especiales.

Los isótopos presentan (generalmente) iguales propiedades químicas y se diferencian en las propiedades físicas.

Diagrama de los isótopos del oxígeno:


16                                                       17
O (8p + 9n) 2e + 6e                                O (8p + 8n) 2e + 6e
8                                                         8

18
O (8p + 10n) 2e + 6e

8

Isótopos de algunos elementos

La estructura de la materia

La estructura del átomo

Átomo: es la unidad más pequeña posible de un elemento químico. Significa "indivisible".

Teoría atómica de Dalton

Dalton afirmó que había sustancias que no se podían descomponer en otras más sencillas, a las que llamó elementos, y sustancias que sí se podían descomponer en otras más sencillas, a las que llamó compuestos.

Aspectos más importantes de su teoría:

 

• la materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles llamadas átomos;
• todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas;
• los átomos de distintos elementos tienen propiedades diferentes;
• los átomos de diferentes elementos pueden unirse para formar "átomos compuestos".

Modelo atómico de Thomson

En 1897, Joseph John Thomson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. tal descubrimientos modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thomson supuso el a´tomo como una  esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que s encuentran incrustados los electrones, de forma tal que en su totalidad resulta una partícula eléctricamente neutra.

lo nuevo que se plantea con este modelo es, que el átomo no es ni indivisible ni indestructible.

Modelo atómico de Rutherford

En 1911, Rutherford enunció que el átomo estaba constituído por un núcleo que contiene partículas con carga eléctrica positiva, a las que llamó protones. A su alrededor, un número igual de electrones. Estos están en permanente movimiento, por lo que contienen energía. a partir de aquí:

• el átomo no se lo considera macizo;
• se introduce la idea de vacío dentro del átomo;
• existencia de un núcleo que concentra prácticamente la totalidad de la masa;
• existencia de los protones;
• los electrones en constante movimiento.

Modelo atómico de Bohr

Bohr supuso que los electrones estaban ubicados en capas definidas, u orbitales, a una distancia considerable del núcleo, según su contenido energético y pueden saltar de un orbital a otro al tomar o ceder determinada cantidad de energía. La disposición de los electrones es igual a l número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón, el helio dos y el uranio 92.

En 1932, J. Chadwick, descubrió una nueva partícula fundamental en los átomos, el neutrón, partícula sin carga eléctrica, con masa muy parecida a la de los protones y que se encontraban también en el núcleo.

Modelo atómico actual

Este modelo postula que no es posible saber en qué lugar se encuentra un electrón en un momento determinado, sólo es posible saber en qué lugar es más posible que esté. A esa zona se la llama orbital; a su vez estos se encuentran en zonas que dependen del contenido energético del electrón, que se llaman niveles de energía.

Como no es posible ubicar los electrones en determinado lugan en un momento dado, suele hablarse de nube electrónica.